Teoria electronică a legăturii chimice a fost propusă și dezvoltată de fizicianul american G.N. Lewis în 1912-1916 [1] . Legătura chimică covalentă , conform lui Lewis, se formează ca urmare a socializării unei perechi de electroni , adică densitatea electronilor este distribuită între doi atomi , spre deosebire de teoria care predomină atunci că unul dintre atomii legați poartă un pozitiv și altă sarcină negativă. Lewis a sugerat, de asemenea, ca electronii să fie notați cu puncte la simbolul elementului chimic . Teoria electronică a legăturii chimice include ideea lui Lewis că stratul complet exterior de electroni al unui atom conține opt electroni.
Teoria electronică a legăturii chimice Lewis a devenit baza teoriei clasice a structurii în chimia organică , bazată pe conceptul unei legături de pereche între atomi formată dintr-un dublet de electroni. De exemplu, legătura CC din molecula de etan este reprezentată ca o pereche de electroni aparținând ambilor atomi de carbon (Fig. 1).
În acest caz, electronii atomilor de hidrogen umplu învelișurile de electroni ale ambilor atomi de carbon până la un octet ( regula octetului ).
Formarea unei legături chimice se poate produce atât prin socializarea a doi electroni aparținând unor atomi diferiți sau radicalilor liberi
R + R → R : R ,
și ca urmare a transferului unei perechi de electroni de către unul dintre atomi pentru uz comun cu un alt atom, cu deficit de electroni, conform mecanismului donor-acceptator :
X + + :Y - → X : Y
Conceptele teoriei electronice a legăturii chimice sunt limbajul general acceptat al chimiei organice teoretice [2] .
Formarea unei legături covalente, realizată, conform lui Lewis, de o pereche de electroni comună cu doi atomi (un dublet de electroni), a fost ulterior interpretată în cadrul mecanicii cuantice de W. Heitler și F. London ca efect al densități de electroni suprapuse ( orbitali atomici ) ale atomilor care interacționează. În cadrul acestei teorii ( teoria schemelor de valență ), formarea unei legături de valență între doi atomi se datorează compensării reciproce a spinurilor electronilor lor de valență, iar perechea de electroni rezultată intră în învelișurile de electroni exterioare ale ambilor atomi . .
Conceptele teoriei electronice a legăturii chimice și suplimentul său mecanic cuantic, teoria schemelor de valență, s-au dovedit a fi inaplicabile pentru descrierea structurii unui ion „neclasic”, ionul de hidrogen molecular H 2 + , un compus molecular format din un singur electron. În ionul de hidrogen molecular H 2 + nu există dublet de electroni, nici o compensare a spinurilor electronilor, nici o suprapunere a orbitalilor atomici care formează o legătură covalentă, deoarece în sistem este prezent doar un singur electron. Totuși, ionul molecular de hidrogen H 2 + este un compus stabil [3] .
Perechea de electroni de legătură a fost inițial reprezentată de două puncte situate între doi atomi ai moleculei.
Odată cu apariția teoriei schemelor de valență și descoperirea spinului unui electron, o pereche de electroni a început să fie reprezentată de două săgeți paralele îndreptate în direcții opuse și situate în regiunea de suprapunere a orbitalilor atomici (Fig. 1)
În cadrul teoriei schemelor de valență, atomul de carbon din alcani , de exemplu, în metan , a fost înconjurat de patru perechi de electroni de legătură (Fig. 2).
În teoria orbitalilor moleculari , perechea de electroni de legătură a început să fie reprezentată sub formă de hărți de contur ale densității electronilor. Pe fig. Figura 3 prezintă o hartă de contur a diferențelor de densitate electronică pentru o moleculă de hidrogen (liniile continue sunt zone de creștere a densității electronilor (în unități de sarcină electronică)), liniile punctate sunt zone de scădere a acesteia în comparație cu densitatea electronică a hidrogenului nelegat. atomi adunați împreună printr-o distanță de echilibru [4] .
În toate cazurile, perechea de electroni de legătură sau densitatea de electroni este concentrată pe linia care leagă nucleii moleculei. În teoria respingerii perechilor de electroni de valență , s-au estimat dimensiunile norilor de electroni ai perechilor de electroni de legătură, Å [5] :
| A doua perioada | A treia perioada | A patra perioadă | ||||
| element | r e | element | r e | element | r e | |
| Li | 0,86 | N / A | 0,85 | K | 0,87 | |
| Fi | 0,74 | mg | 0,85 | Ca | 0,81 | |
| B | 0,61 | Al | 0,75 | Ga | 0,68 | |
| C | 0,62 | Si | 0,76 | GE | 0,69 | |
| N | 0,59 | P | 0,76 | La fel de | 0,74 | |
| O | 0,57 | S | 0,75 | Se | 0,75 | |
| F | 0,57 | Cl | 0,73 | Br | 0,75 | |
| Ne | 0,56 | Ar | 0,72 | kr | 0,75 | |
Pentru a descrie compuși chimici cu legături multiple, L. Pauling introduce idei despre perechile de electroni cu legături σ și π. Perechea de electroni care formează o legătură σ are, conform lui Pauling, simetrie cilindrică față de linia de legătură, în timp ce perechea de electroni care formează o legătură π este antisimetrică față de planul care trece prin legătură. S-a presupus că legătura dublă constă dintr-o legătură σ- și una π, iar legătura triplă constă dintr-o legătură σ- și două legături π ortogonale. [6]
În această interpretare, perechile de electroni de legare au devenit inegale - legăturile σ erau situate de-a lungul liniei care leagă nucleele moleculei, iar perechile de electroni ale legăturii π au fost deplasate de pe această linie (Fig. 4.)
Mai târziu, la un simpozion dedicat memoriei lui Kekule (Londra, septembrie 1958), L. Pauling a abandonat descrierea σ-, π- a legăturilor multiple și a propus teoria unei legături chimice îndoite , în care toate perechile de electroni de legare sunt echivalente și îndepărtați de pe linia care leagă nucleele atomilor unei molecule. O legătură dublă este reprezentată ca o combinație a două, iar o legătură triplă este reprezentată ca trei legături chimice curbe identice. [7]
Cunoscând distanțele internucleare ale unei legături chimice obișnuite (1,54 Å), ale unei legături chimice duble (1,33 Å) și ale unei legături chimice triple (1,20 Å) [7] , a fost posibil să se calculeze deviația unei legături chimice obișnuite ca într-o legătură dublă. (0,388 Å) și în legătura triplă (0,483 Å).
În teoria respingerii perechilor de electroni, trei perechi de electroni de legătură ale unei triple legături sunt reprezentate ca trei sfere oblate, dând forma unui disc sau a unui elipsoid oblat, situate în jurul liniei care leagă nucleii atomilor moleculei de acetilenă ( Fig. 5).
Teoria unei legături chimice îndoite și teoria respingerii perechilor de electroni, spre deosebire de teoria legăturilor de valență și teoria orbitalilor moleculari, au luat în considerare repulsia electrostatică a electronilor.
Repulsia electrostatică a electronilor direct în perechea de electroni de legătură a fost implicată în legătura chimică Bohr . Niels Bohr a imaginat o pereche de electroni sub forma unui inel de electroni. În metan, potrivit lui Bohr:
Nucleul de carbon, închis într-un inel foarte mic de doi electroni, este situat în centru (tetraedru), iar nucleul de hidrogen este la colțuri. Legăturile chimice sunt patru inele cu doi electroni care se rotesc în jurul liniilor care leagă centrul cu colțurile [8]În prezent, este dată următoarea interpretare a perechii de electroni de legătură (Fig. 6):
Un model simplu al unei legături diatomice poate fi reprezentat ca două nuclee, între care electronii de legare se rotesc într-un plan perpendicular pe axa care leagă nucleele. Se presupune că doar forțele electrostatice acționează între particulele încărcate (electroni, nuclei). Dacă atomii care se conectează într-o moleculă au aceleași potențiale de ionizare, planul de rotație al electronilor este situat la o distanță egală de fiecare dintre nuclei. Dacă potențialele de ionizare sunt diferite, atunci planul de rotație al perechii de electroni este deplasat către atomul cu un STP mare . [9](PIP - primul potențial de ionizare)